Jeg forstår ikke forskellen mellem “molekylær masse” og “gennemsnitlig atommasse”. De ser ud til at være den samme for mig. Er det det gennemsnit atommasse er bare det vægtede gennemsnit af “vægten” / masserne af isotoperne, mens den molekylære masse er gennemsnittet af “vægten” / masserne af de gennemsnitlige atommasser af hvert element i molekylet.
Også , hvad er forskellen mellem molær masse og molekylær masse? Er det bare, at molær masse udtrykkes i dalton, og molekylær masse udtrykkes i g / mol? Er dette en af disse “åh, vi bruger dette udtryk nu,” type ting?
Kommentarer
- Kan du måske forklare, hvad der forvirrer dig . De ser ud til at være to forskellige begreber for mig.
- Relateret: Hurtig og enkel forklaring på molær masse, molekylvægt og atommasse og Masseenheder på atomskala
- @bon … jeg redigerede mit originale spørgsmål for at være mere klart. tak!
- @AstronAUT teknisk henviser molær masse til massen pr. mol (enheder g / mol), ikke massen på en mol (enheder g)
- @AstronAUT nr. din afstand pr. time er 10 km / t, men den afstand du løb på 1 time er 10 km.
Svar
Atommasse refererer til den gennemsnitlige masse af en atom. Dette har dimensioner på masse , så du kan udtrykke dette i form af dalton, gram, kg, pund (hvis du virkelig ville) eller en hvilken som helst anden masseenhed. I hvert fald, som du sagde, er dette et gennemsnit af masserne på isotoperne, vægtet af deres relative overflod. For eksempel er den atommasse af $ \ ce {O} $ $ 15.9994 ~ \ mathrm {u} $ . $ \ mathrm {u} $ er en forkortelse for samlet atommasseenhed og 1 u svarer til $ 1.661 \ gange 10 ^ {- 24} ~ \ mathrm {g} $ . Det er nøjagtigt det samme som daltonet, men ud fra det, jeg har set, bruges udtrykket dalton mere, når man diskuterer polymerer, biomolekyler eller massespektre.
Molekylær masse refererer til den gennemsnitlige masse af et molekyle. Igen har dette dimensioner på masse . Det er bare summen af atommasserne af atomerne i et molekyle. For eksempel er den molekylære masse af $ \ ce {O2} $ $ 2 (15.9994 ~ \ mathrm {u}) = 31.9988 ~ \ mathrm {u} $ . Du behøver ikke beregne den relative isotopiske overflod eller noget for dette, fordi det allerede er taget højde for i de atommasser, du bruger.
Udtrykket molær masse refererer til massen pr. mol stof – navnet betyder det. Dette stof kan være hvad som helst – et element som $ \ ce {O} $ , eller et molekyle som $ \ ce {O2 } $ . Den molære masse har enheder $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ , men numerisk svarer den til de to ovenfor. Så den molære masse af $ \ ce {O} $ er $ 15.9994 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1} } $ og den molære masse af $ \ ce {O2} $ er $ 31,9988 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ .
Nogle gange kan du støde på udtrykkene relativ atommasse ( $ A_ \ mathrm {r} $ ) eller relativ molekylvægt ( $ M_ \ mathrm {r} $ ). Disse defineres som forholdet for den gennemsnitlige masse af en partikel (et atom eller et molekyle) til en tolvtedel af massen af et carbon-12-atom. Ved definition har carbon-12-atomet en vægt på nøjagtigt $ 12 ~ \ mathrm {u} $ . Dette er sandsynligvis klarere med et eksempel. Lad os tale om den relative atommasse af brint, som har en atommasse på $ 1.008 ~ \ mathrm {u} $ : $$ A_ \ mathrm {r} (\ ce {H}) = \ frac {1.008 ~ \ mathrm {u}} {\ frac {1} {12} \ gange 12 ~ \ mathrm {u}} = 1.008 $ $
Bemærk, at dette er et masseforhold, og som sådan er det dimensionsløst (det har ingen enheder knyttet til det).Men pr. Definition er nævneren altid lig med $ 1 ~ \ mathrm {u} $ så den relative atom / molekylmasse er altid numerisk lig med den atomare / molekylære masse – den eneste forskel er manglen på enheder. For eksempel er den relative atommasse af $ \ ce {O} $ 15.9994. Den relative molekylvægt på $ \ ce {O2} $ er 31.9988.
Så i sidste ende er alt numerisk det samme – hvis du bruger de relevante enheder – $ \ mathrm {u} $ og $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . Der er intet, der forhindrer dig i at bruge enheder fra $ \ mathrm {oz ~ mmol ^ {- 1}} $ , det vil bare ikke være ækvivalent numerisk længere. Hvilken mængde du bruger (masse / molær masse / relativ masse) afhænger af, hvad du prøver at beregne – dimensionel analyse af din ligning er meget praktisk her.
Resume:
- Atomisk / molekylær masse : masseenheder
- Mol masse : masseenheder pr. mængde
- Relativ atom- / molekylvægt : ingen enheder
En lille (og uvæsentlig) note om definitionen af $ \ text {u} $ . Det er defineret af $ \ ce {^ {12} C} $ -atomet, som er defineret til at have en masse på nøjagtigt $ 12 \ text {u} $ . Nu defineres muldvarpen også af $ \ ce {^ {12} C} $ atom: $ 12 \ text {g} $ af $ \ ce {^ {12} C} $ er defineret til at indeholde nøjagtigt $ 1 \ text {mol} $ af $ \ ce {^ {12} C} $ . Og vi ved, at en mol på $ \ ce {^ {12} C} $ indeholder $ 6,022 \ gange 10 ^ {23} $ atomer – vi kalder dette nummer for Avogadro-konstanten. Det betyder, at $ 12 \ text {u} $ skal være nøjagtigt lig med $ (12 \ text {g}) / (6.022 \ gange 10 ^ {23}) $ og derfor
$$ 1 \ text {u} = \ frac {1 \ text {g}} {6.022 \ gange 10 ^ {23}} = 1.661 \ gange 10 ^ {- 24 } \ text {g.} $$
Svar
IUPAC Gold Book giver den ultimative reference i spørgsmål om kemisk terminologi.
relativ atommasse (atomvægt), $ A_ \ mathrm {r} $
Forholdet mellem atommets gennemsnitlige masse og den samlede atommasseenhed.
Den relative atommasse (gennemsnitlig atommasse som du siger) er den vægtede gennemsnitlige masse af alle isotoper af et element i en given prøve i forhold til den samlede atommasseenhed, der er defineret som en tolvtedel af massen af et carbon-12-atom i dets jordtilstand.
relativ molekylvægt, $ M_ \ mathrm {r} $
Forholdet mellem massen af et molekyle og den samlede atommasseenhed. Nogle gange kaldet molekylvægt eller relativ molær masse.
Dette er summen af de relative atommasser af alle atomer i et molekyle. For eksempel har $ \ ce {H2O} $ en relativ molekylmasse på $ 1.008 + 1.008 + 15.999 = 18.015 $ .
Guldbogen har ikke en post for “molær masse”, men det er et almindeligt anvendt udtryk.
Den molære masse er massen af et stof divideret med dets mængde stof (ofte kaldet antal mol). Det har derfor enheder på $ \ mathrm {masse ~ (mængde ~ af ~ stof) ^ {- 1}} $ og udtrykkes almindeligvis i $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . Den relative atommasse eller molekylvægt er bare molmassen for det stof divideret med $ \ mathrm {1 ~ g ~ mol ^ {- 1}} $ for at give en dimensionsløs mængde.
Svar
Lad os f.eks. tage ilt ($ \ ce {O2} $). Eksempler skal gøre det lettere at forstå.
Vi bruger u, kg og g som masseenheder. Den fulde form for u er den samlede atommasseenhed. Almindeligvis bruger folk også amu (atommasseenhed) eller Da (Dalton). kg er kilogram og g er gram.
1 u = masse af en nukleon (proton / neutron; bestanddelene i atomkernen). $ \ pu {1 u} = \ pu {1,66 \ gange 10 ^ {- 27} kg} $.
Atommasse:
Et iltmolekyle består af to iltatomer. $ \ ce {O2} $ er dybest set $ \ ce {O = O} $ Atommasse er massen af et atom.Massen af et iltatom er $ \ pu {(15.9994 \ pm 0.0004) u} $ eller omtrent $ \ pu {16 u} $.
Molekylær masse:
Masse af et iltmolekyle, dvs. af et $ \ ce {O2} $ -molekyle (hele $ \ ce {O = O} $ -enheden). Så massen af et iltmolekyle vil være $ 2 \ gange \ pu {16 u} = \ pu {32 u} $.
Molmasse:
Massen af et mol ilt. 1 mol ilt = $ \ mathrm {6.022 \ gange 10 ^ {23}} $ antal iltmolekyler.
Lad os prøve at beregne og se, hvordan det går.
1 molekyle af $ \ ce {O2} $ vejer $ \ pu {32 u} = \ pu {32 \ gange 1.66 \ gange 10 ^ {- 27} kg} $
Ét mol ilt $ \ mathrm {= 6.022 \ gange 10 ^ {23}} $ iltmolekyler Så 1 mol ilt vejer $ \ pu {32 \ gange 1.66 \ gange 10 ^ {- 27} \ gange 6.022 \ gange 10 ^ {23} kg} = \ pu {0.031988864 kg} = \ pu {31.988 g} = \ text {cirka} \ pu {32 g} $.
1 mol ilt består af et stort antal molekyler, derfor skiftede vi til en større enhed (fra u til g) for nemheds skyld. Jeg håber, du får forskellene nu.